Строение атома и периодическая система Д.И. Менделеева презентация

ВАЖНЕЙШИЕ ПОНЯТИЯ
1. Строение атома. Протоны, нейтроны и электроны. Атомная единица массы, порядковый (атомный) номер и массовое число. Элементы и их символы.
2. Изотопы. Атомные массы и естественная усредненная атомная масса. Энергия связи.
3. Металлы и неметаллы. Основа периодической систематизации элементов. Периодический закон, периодическая система.
4. Современные формы периодической таблицы. Периоды и группы. Семейства элементов.
5. Периодичность изменения химических свойств элементов на примере бинарных соединений с водородом и оксидов. Кислотные, основные и амфотерные свойства.

ОСНОВНЫЕ ОПРЕДЕЛЕНИЯ
Изотопы— это атомы одного и того же элемента, но с различным числом нейтронов в ядре
Атом — мельчайшая химически неделимая частица вещества,
состоящая из положительно заряженного ядра, окруженного электронами
Ядро состоит из протонов и нейтронов. Заряд протона равен заряду
электрона, но противоположен ему по знаку
Атомный номер элемента (номер в периодической таблице) равен числу протонов в атоме этого элемента
Атомная единица массы (а.е.м.) —1/12 абсолютной массы атома изотопа
углерода 12C (1.66.10–24 г)
Относительная атомная масса (Ar) — отношение массы атома к атомной единице массы
Относительная молекулярная масса (Mr) — отношение массы молекулы к атомной единице массы

Пример 1.1
Каков символ и порядковый номер брома? Почему в качестве символа брома не используется только первая буква его названия? Какой другой элемент имеет символ В?
Решение
Химический элемент — вид атомов с одинаковым числом протонов в ядре (т. е. с одинаковым зарядом ядра). Каждый элемент имеет свое название и свой символ.
Атомный номер Z =Число протонов = Число электронов
Массовое число А = Число протонов + Число нейтронов

Эрне́ст Ре́зерфорд
1871 — 1937
Рассеяние α – частиц в опытах Томпсона (а) и Резерфорда (b)
ПЕРВОНАЧАЛЬНЫЕ МОДЕЛИ СТРОЕНИЯ АТОМА

КЛАССИЧЕСКАЯ МОДЕЛЬ СТРОЕНИЯ АТОМА – КВАНТОВАЯ МОДЕЛЬ БОРА
Нильс Бор
1885 – 1962
Электрон в атоме может находиться не в любых, а лишь в некоторых устойчивых (стационарных) состояниях, каждому из которых соответствуют определенное значение энергии En (n = 1, 2, 3, …)
Переход электрона из одного стационарного состояния в другое сопровождается излучением или поглощением кванта электромагнитного излучения (фотона, Е), частота (υ) которого определяется соотношением: |E2 – E1| = hυ (h = 6.625•10–34)
Макс Планк
1858 – 1947
Находясь в стационарном состоянии, электрон не излучает и не поглощает энергии
Состояние атома, способного к самопроизвольному переходу в состояние с меньшей энергией путем самопроизвольного излучения фотонов, называется возбужденным

Современная модель строения атома
Основные положения:
1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу: он может себя вести и как частица и как волна
2. Для электрона невозможно одновременно точно определить координату и скорость - принцип неопределенности Гейзенберга.
3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части околоядерного пространства. Вероятность нахождения электрона в разных частях пространства неодинакова. Совокупность различных положений электрона образует электронное облако. Часть электронного облака, где наиболее вероятно нахождение электрона (90%), называется атомной орбиталью.
4. Так как электроны имеют волновую природу, то состояние электрона в атоме описывается при помощи волновых уравнений. Параметрами решения волнового уравнения являются некие числа, называемые квантовыми. Они описывают состояние электрона в атоме.

КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА
Орбитальное квантовое число (l) характеризует состояние электрона в пределах данного подуровня и форму орбитали. Число энергетических п/у данного уровня = n
Принимает значения от 0 до n-1: l 0, 1, 2, 3, … n-1
s p d f
Магнитное квантовое число (m l) характеризует ориентацию орбиталей в атоме и число одинаковых орбиталей на одном п/у.
Принимает значения от - l …0…. до + l
Спиновое квантовое число (ms) характеризует собственный момент импульса электрона. Для электрона в атоме величина ms может принимать только два значения: +½ и –½. Два электрона с одинаковыми значениями главного, побочного и магнитного квантовых чисел (т. е. занимающие одну и ту же орбиталь), но с противоположными (антипараллельными) значениями спинового квантового числа называют спаренными, или электронной парой
Главное квантовое число (n) — характеризует состояние электрона на уровне, т. е. общий запас энергии электрона и размеры электронного облака.
Принимает значения: n 1, 2, 3, 4, ….

Квантовые числа n, l, ml и ms характеризуют состояние электрона в атоме

1s
2pz
ФОРМЫ ОРБИТАЛЕЙ

1s
ФОРМЫ s-, p-ОРБИТАЛЕЙ
2px
2py
2pz

3dz2
3dx2–y2
4fz3–3zr2
4f5xz2–xr2
4fxyz
4fx3–3xy2
Формыf–орбиталей
Формы d–орбиталей

РАСПРЕДЕЛЕНИЕ ЭЛЕКТРОНОВ В АТОМАХ ПОДЧИНЯЕТСЯ:
1. Принцип запрета (В. Паули, 1925)
Вольфганг Паули
1900 - 1958
В атоме не может быть двух электронов в одинаковом квантовом состоянии, т. е. любые два электрона должны различаться значениями хотя бы одного из квантовых чисел
2. Принцип наименьшей энергии - наиболее устойчивому распределению электронов по уровням и подуровням атома соответствует минимально возможное значение энергии

Правила Клечковского
1. По мере увеличения заряда ядра атома электроны в первую очередь заполняют подуровень с наименьшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l).
Всеволод Маврикиевич Клечковский
1900 - 1958
2. Если сумма (n + l) оказывается одинаковой для двух или более подуровней, то электроны в первую очередь поступают на подуровень с меньшим значением главного квантового числа
Правило Хунда
Фридрих Хунд
1896 - 1997
В пределах данного подуровня электроны стремятся занять максимальное число свободных орбиталей, при этом неспаренные электроны имеют одинаковые (параллельные) спины.
Пример 1.3
Определите неверную запись электронных орбиталей:

Изменение энергии орбиталей - графические электронные диаграммы
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ≈ 4f ≈ 5d < 6p < 7s…

Правило октетов
Атом удовлетворяет правилу октетов, когда он, путем присоединения, потери или обобществления электронов с другими атомами, принимает конфигурацию ns2np6.
Уровень является завершенным, если на нем 8 электронов (октет)или 2 электрона (для первого периода). Такой завершенный уровень обладает минимумом энергии и отвечает наиболее устойчивому состоянию атома (инертные элементы).

*Элементы – органогены: Участвуют в образовании органических веществ.
«Металлы жизни» – Ca, K, Na, Mg, Fe, Mn, Co, Cu, Zn, Mo
Биогенные элементы – элементы, необходимые для построения и обеспечения жизнедеятельности различных клеток и организмов
Макроэлементы (содержание > 10–3 %): O, C, H, N, P, S, Ca, K, Na, Mg, Cl, Fe
Микроэлементы (содержание 10–6 – 10–3 %): Cu, Co, Zn, Mn, Mo, V, Sr, Ba, I, F, Br, As
ОСНОВНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ, ВХОДЯЩИЕ В СОСТАВ ОРГАНИЗМА

Современная формулировка периодического закона:
Свойства элементов находятся в периодической зависимости
от их атомных номеров
ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН (1869 Г.)

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА
Дмитрий Иванович Менделеев
1834 – 1907

СТАНДАРТНАЯ ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА ИЮПАК

РАСПОЛОЖЕНИЕ ЭЛЕМЕНТОВ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ ТАБЛИЦЕ
Металлоиды — химические элементы, расположенные на границе между металлами и неметаллами. Для них характерно образование ковалентной кристаллической решётки и наличие металлической проводимости
Неметаллы — химические элементы с типично неметаллическими свойствами, которые занимают правый верхний угол Периодической таблицы
Металлы — группа элементов, обладающая характерными металлическими свойствами (высокая тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент и др.)

2H → H20
H2 + Cl2 → 2H+1Cl
H2 + 2Na → 2NaH–1
s‑элементы являются активными металлами, характерные степени окисления которых численно равны количеству электронов на последнем уровне, т. е. +1 для щелочных металлов и +2 для элементов второй группы
Элементы от В до Ne включительно образуют первую серию p‑элементов (элементы главных подгрупп), в атомах которых наиболее удаленные от ядра электроны располагаются на втором подуровне внешнего энергетического уровня.

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ЗАВИСИМОСТЬ ОРБИТАЛЬНОГО РАДИУСА АТОМА ОТ ПОРЯДКОВОГО НОМЕРА

ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ, СРОДСТВО К ЭЛЕКТРОНУ
Первая энергия ионизации атома (Ei, кДж/моль, эВ/моль)— количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома
Зависимость энергий ионизации атома Na от числа удаленных электронов
Периодическая зависимость энергии ионизации атома от порядкового номера

Энергия сродства к электрону (Eea, кДж/моль) элементов главных подгрупп
Сродство атома к электрону (electron affinity ,
Eср, кДж/моль, эВ/моль)— энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому Э, с превращением его в отрицательный ион Э–
X0 + e– → X– + Eср
Потенциал ионизации (φi)
Ei = eφi, где e — заряд электрона
1 эВ равен 1,6021 × 10–19 Дж (96,4853 кДж/моль)

Относительные электроотрицательности (χr) элементов главных подгрупп
Лайнус Карл Полинг 1901 – 1994
Электроотрицательность – мера способности атома притягивать электроны (электронную плотность) в молекулах, приобретая отрицательный заряд
ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ

ПЕРИОДИЧНОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ И ФИЗИЧЕСКИХ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ
Металличность -основные свойства высших оксидов и гидроксидов
Неметалличность – кислотные свойства высших оксидов и гидроксидов
Неметалличность – кислотные свойства высших оксидов и гидроксидов
Металличность -основные свойства высших оксидов и гидроксидов